3 Ikatan Kimia

3 Ikatan Kimia
Materi terdiri atas atom. Oleh karena kimia mempelajari materi, teori atom
merupakan fondasi logis kimia. Namun, kimia tidak berbasiskan atom saja.
Kimia pertama akan muncul ketika atom bergabung membentuk molekul.
Proses yang menjelaskan bagaimana karakter hubungan atom dengan atom,
yakni pembentukan ikatan kimia sangat berperan dalam perkembangan kimia.
Untuk memahami ikatan kimia dengan sebenarnya diperlukan dukungan
mekanika kuantum. Kini mekanika kuantum merupakan bagian yang tak
terpisahkan dari kimia. Jadi mekanika kuantum sangat diperlukan bagi yang
ingin mempelajari betapa pentingnya ikatan kimia.
3.1 Teori ikatan kimia sebelum abad 20
a
Afinitas kimia
Teori atom adalah premis untuk konsep ikatan kimia. Namun, teori afinitas lebih disukai
kimiawan abad 18 mungkin dapat dianggap sebagai asal teori ikatan kimia modern, walaupun
afinitas kimia merupakan teori reaksi kimia. Dasar teori afinitas adalah konsep „like attract like“,
sesama manarik sesama. Kimiawan Perancis Étienne François Geoffroy (1672-1731) membuat
tabel dengan enambelas jenis zat didaftarkan dalam urutan afinitasnya pada zat lain (Gambar 3.1).
Karya ini memiliki signifikansi historis karena orang dapat memprediksi hasil reaksi dengan
bantuan Gambar 3.1.
Gambar 3.1 Tabel afinitas kimia dari Geoffroy. Simbol yang digunakan di tabel ini adalah simbol yang
awalnya digunakan para alkemi. Di baris pertama, enambelas zat didaftrakan. Di bawah tiap zat in, zat lain
dengan urutan afinitasnya pada zat di baris pertama didaftarkan
41
Sekitar pertengahan abad 19, kimiawan mencari cara untuk mengukur afinitas kimia dengan
kuantititatif. Kimiawan Denmark Hans Peter Jargen Julius Thomsen (1826-1909) dan kimiawan
Pernacis Pierre Eugene Marcelin Berthelot (1827-1907) menggunakan kalor yang dihasilkan dalam
reaksi sebagai ukuran afinitas kimia. Namun, ada beberapa reaksi yang endoterm, walaupun
sebagian besar reaksi eksoterm. Kemudian menjadi jelas, tidak ada hubungan yang sederhana
antara kalor yang dihasilkan dalam reaksi dan afinitas kimia.
b
Dualisme Elektrokimia
Dualisme elektrokimia adalah teori ikatan kimia rasional yang pertama, dan teori ini diusulkan oleh
Davy, Berzelius dkk di pertengahan pertama abad 19. Dasar teori Berzelius adalah sebagai berikut:
atom berbagai unsur bermuatan positif atau negatif dalam jumlah yang berbeda, dan muatan ini
adalah gaya dorong pembentukan zat. Misalnya, tembaga bermuatan listrik positif dan oksigen
bermuatan negatif. Tembaga oksida terbentuk dengan kombinasi kedua unsur tersebut masih
sedikit positif. Hal ini yang menyebabkan umumnya oksida logam yang agak positif dan air yang
agak negatif bereaksi satu sama lain menghasilkan hidroksida. Penemuan bahwa elektrolisis
oksida logam alkali menghasilkan logam dan oksigen dengan baik dijelaskan dengan dualisme
elektrokimia.
Namun, ditemukan beberapa kasus yang tidak cocok dengan teori ini. Menurut aksioma Berzelius,
atom hidrogen bermuatan positif dan atom khlorin bersifat negatif. Menurut teori Berzelius,
walaupun asam asetat, CH3COOH, bersifat asam, asam trikhloroasetat, CCl3COOH, seharusnya
basa. Berzelius percaya b ahwa muatan listrik adalah asal usul keasaman dan kebasaan. Karena
penukaran hidrogen dengan khlorin, yang muatannya berlawanan, akan membentuk basa.
Faktanya asam trikhloroasetat asam, bahkan lebih asam dari asam asetat Dualisme elektrokimia
dengan demikian perlahan ditinggalkan.
c
Teori Valensi
Di paruh akhir abad 19, teori yang lebih praktis diusulkan dari bidang kimia organik. Banyak
senyawa organik yang telah disintesis sebelum masa itu, dan strukturnya telah ditentukan dengan
analisis kimia. Karena dijumpai banyak senyawa yang secara kimia mirip (misalnya, dalam
nomenklatur saat ini sifat-sifat deret asam karboksilat), kimiawan mengusulkan beberapa teori
untuk mengklasifikasikan dan mengurutkan kemiripan sifat ini. Menurut salah satu teori, satu
radikal (misalnya radikal benzoil, C7H5O–) yang terdiri dari beberapa atom dianggap ekuivalen
42
dengan satu atom dalam senyawa anorganik (Tabel 3.1). Teori lain menjelaskan bahwa
kemampuan ikatan (afinitas kimia) atom tertentu yang terikat sejumlah tertentu atom lain.
Table 3.1 Beberapa contoh senyawa dengan radikal benzoil
Rumus saat itu
Rumus modern
Nama
C7H5O･H
C6H5CHO
Benzaldehida
C7H5O･OH
C6H5COOH
Asam benzoat
C7H5O･Cl
C6H5COCl
benzoil khlorida
Kimiawan Jerman Stradouity Friedrich August Kekulé (1829-1896) dan kimiawan Inggris
Archibald Scott Couper (1831-1892) mengelaborasikan teori kedua menjadi teori valensi. Kekulé
menganggap bahwa satu atom karbon memiliki empat satuan afinitas (dalam terminologi modern,
valensi) dan menggunakan satuan afinitas ini dengan empat atom hidrogen membentuk CH4 atau
berkombinasi dengan dua atom oksigen membentuk CO2. Ia juga menyarankan kemungkinan
atom karbon dapat berkombinasi dengan atom karbon lain, menggunakan satu dari empat
valensinya, dan setiap atom karbon dapat berkombinasi dengan atom lain termasuk atom karbon,
dengan menggunakan tiga valensi sisanya.
Kekulé mengusulkan metoda menggambarkan molekul (yang disebut dengan sosis Kekulé)
seperti di gambar 3.2. Pada tahap ini, valensi hanya sejenis indeks yang mengindikasikan rasio
atom yang menyusun molekul.
Metana CH4
etana CH3CH3
asam asetat CH3COOH
Gambar 3.2 Struktur molekul yang diusulkan oleh Kekulé. Pada tahap ini konsep ikatan kimia yang
menghubungkan atom belum jelas.
Couper memformulasikan teorinya dengan cara yang mirip, tetapi ia mendahului Kekulé dalam
menggunakan istilah “ikatan” yang digunakan seperti saat ini untuk menyatakan ikatan atom atom.
Konsep fundamental dalam kimia organik modern, yakni rantai atom karbon, secara perlahan
43
diformulasikan. Jadi konsep ikatan kimia digunakan oleh Kekulé dan Couper didasarkan atas teori
valensi dan ikatan kimia pada dasarnya identik dengan konsep modern ikatan kimia. Harus
ditekankan bahwa di abad 19 tidak mungkin menjawab pertanyaan mendasar mengapa kombinasi
tetentu dua atom membentuk ikatan sementara kombinasi dua atom lain tidak akan membentuk
ikatan.
3.2 Teori ikatan kimia berdasarkan teori Bohr
a
Ikatan ionik
Untuk mengetahui ikatan kimia dengan lebih dalam, atom harus dikenal dengan lebih dalam. Daro
awal abad 20, pemahaman ilmuwan tentang struktur atom bertambah mendalam, dan hal ni
mempercepat perkembangan teori ikatan kimia.
Kimiawan Jerman Albrecht Kossel (1853-1927) menganggap kestabilan gas mulia disebabkan
konfigurasi elektronnya yang penuh (yakni, konfigurasi elektron di kulit terluarnya, kulit valensi,
terisi penuh). Ia berusaha memperluas interpretasinya ke atom lain. Atom selain gas mulia
cenderung mendapatkan muatan listrik (elektron) dari luar atau memberikan muatan listrik ke luar,
bergantung apakah jumlah elektron di kulit terluarnya lebih sedikit atau lebihbanyak dari atom gas
mulia yang terdekat dengannya. Bila suatu atom kehilangan elektron, atom tersebut akan menjadi
kation yang memiliki jumlah elektron yang sama dengan gas mulia terdekat, sementara bila atom
mendapatkan elektron, atom tersebut akan menjadi anion yang memiliki jumlah elektron yang
sama dengan atom gas mulia terdekatnya. Ia menyimpulkan bahwa gaya dorong pembentukan
ikatan kimia adalah gaya elektrostatik antara kation dan anion. Ikatan kimia yang dibentuk disebut
dengan ikatan ionik.
Kulit K dan L atom natrium terisi penuh elektron, tetapi hanya ada satu elektron di kulit terluar
(M). Jadi natrium dengan mudah kehilangan satu elektron terluar ini menjadi ion natrium Na+
yang memiliki konfigurasi elektron yang sama dengan atom neon Ne (1s22s22p6). Konfigurasi
elektron atom khlor (1s22s22p63s23p5). Bila satu atom khlorin menangkap satu elektron untuk
melengkapi kulit M-nya
agar menjadi terisi penuh, konfigurasi elektronnya menjadi
(1s22s22p63s23p6) yang identik dengan konfigurasi elektron argon Ar.
Pada waktu itu, sruktur kristal natrium khlorida telah dianalisis dengan analisis kristalografik sinarX, dan keberadaan ion natrium dan khlorida telah diyakini. Jelas tidak ada pertentangan antara
44
teori Kossel dan fakta sepanjang senyawa ion yang dijelaskan. Namun, teori ini belum lengkap,
seperti dalam kasus dualisme elektrokimia, dalam hal teori ini gagal menjelaskan fakta ekesperimen
seperti pembentukan senyawa hidrogen atau tidak diamatinya kation C4+ atau anion C4–.
b
Ikatan kovalen
Sekitar tahun 1916, dua kimiawan Amerika, Gilbert Newton Lewis (1875-1946) dan Irving
Langmuir (1881-1957), secara independen menjelaskan apa yang tidak terjelaskan oleh teori teori
Kossel dengan memperluasnya untuk molekul non polar. Titik krusial teori mereka adalah
penggunaan bersama elektron oleh dua atom sebagai cara untuk mendapatkan kulit terluar yang
diisi penuh elektron. Penggunaan bersama pasangan elektron oleh dua atom atau ikatan kovalen
adalah konsep baru waktu itu.
Teori ini kemudian diperluas menjadi teori oktet. Teori ini menjelaskan, untuk gas mulia (selain
He), delapan elektron dalam kulit valensinya disusun seolah mengisi kedelapan pojok kubus
(gambar 3.3) sementara untuk atom lain, beberapa sudutnya tidak diisi elektron. Pembentukan
ikatan kimia dengan penggunaan bersama pasangan elektron dilakukan dengan penggunaan
bersama rusuk atau bidang kubus. Dengan cara ini dimungkinkan untuk memahami ikatan kimia
yang membentuk molekul hidrogen. Namun, pertanyaan paling fundamental, mengapa dua atom
hidrogen bergabung, masih belum terjelaskan. Sifat sebenarnya ikatan kimia masih belum
terjawab.
Gambar 3.3 Teori oktet Lewis/Langmuir. Model atom dan molekul sederhana. Ikatan tunggal diwakili oleh
penggunaan bersama rusuk kubus, ikatan ganda dengan penggunaan bersama bidang kubus.
45
Lewis mengembangkan simbol untuk ikatan elektronik untuk membentuk molekul (struktur
Lewis atau rumus Lewis) dengan cara sebagai berikut.
Aturan penulisan rumus Lewis
1) Semua elektron valensi ditunjukkan dengan titik di sekitar atomnya.
2) Satu ikatan (dalam hal ini, ikatan tunggal) antara dua atom dibentuk dengan penggunaan
bersama dua elektron (satu elektron dari masing-masing atom)
3) Satu garis sebagai ganti pasangan titik sering digunakan untuk menunjukkan pasangan elektron
ikatan.
4) Elektron yang tidak digunakan untuk ikatan tetap sebagai elektron bebas. Titik-titik tetap
digunakan untuk menyimbolkan pasangan elektron bebas.
5) Kecuali untuk atom hidrogen (yang akan memiliki dua elektron bila berikatan), atom umumnya
akan memiliki delapan elektron untuk memenuhi aturan oktet.
Berikut adalah contoh-contoh bagaimana cara menuliskan struktur Lewis.
c
Ikatan koordinat
Dengan menggabungkan teori valensi dengan teori ikatan ion dan kovalen, hampir semua ikatan
kimia yang diketahui di awal abad 20 dapat dipahami. Namun, menjelasng akhir abad 19, beberapa
senyawa yang telah dilaporkan tidak dapat dijelaskan dengan teori Kekulé dan Couper. Bila teori
Kekulé dan Couper digunakan untuk mengintepretasikan struktur garam luteo, senyawa yang
46
mengandung kation logam dan aminua dengan rumus rasional Co(NH3)6Cl3, maka struktur
singular (gambar 3.4(a)) harus diberikan.
Struktur semacam ini tidak dapat diterima bagi kimiawan Swiss Alfred Werner (1866-1919). Ia
mengusulkan bahwa beberapa unsur termasuk kobal memiliki valensi tambahan, selain valensi
yang didefinisikan oleh Kekulé dan Couper, yang oleh Werner disebut dengan valensi utama.
Menuru Werner, atom kobalt dalam garam luteo berkombinasi dengan tiga anion khlorida dengan
valensi utamanya (trivalen) dan enam amonia dengan valensi tambahannya (heksavalen)
membentuk suatu oktahedron dengan atom kobaltnya di pusat (gambar 3.4(b)).
Gambar 3.4 Dua struktur yang diusulkan untuk garam luteo.
Setelah melalui debat panjang, kebenaran teori Werner diterima umum, dan diteumkan bahwa
banyak senyawa lain yang memiliki valensi tambahan. Dalam senyawa-senyawa ini, atomnya (atau
ionnya) yang memerankan peranan kobalt disebut dengan atom pusat, dan molekul yang
memerankan seperti amonia disebut dengan ligan.
Sifat sebenarnya dari valensi tambahan ini diungkapkan oleh kimiawan Inggris Nevil Vincent
Sidgewick (1873-1952). Ia mengusulkan sejenis ikatan kovalen dengan pasangan elektron yang
hanya disediakan oleh salah satu atom, yakni ikatan koordinat.. Jadi atom yang menerima
pasangan elektron harus memiliki orbital kosong yang dapat mengakomodasi pasangan elektron.
Kekulé telah mengungkapkan amonium khlorida sebagai NH3・HCl. Menurut Sidgewick, asuatu
iktan koordiant dibentuk oleh atom nitrogen dari amonia dan proton menghasilkan ion amonium
NH4+, yang selanjutnya membentuk ikatan ion dengan ion khlorida menghasilkan amonium
khlorida.
47
Amonia adalah donor elektron karena mendonorkan pasangan elektron, sementara proton adalah
akseptor elektron karena menerima pasangan elejtron di dalam orbital kosongnya.
Dalam hal garam luteo, ion kobalt memiliki enam orbital kosong yang dapat membentuk ikatan
koordinat dengan amonia. Alasan mengapa ion kobalt memiliki enam orbital kosong akan
dijelaskan di baba 5.
Latihan 3.1 Konfigurasi elektron senyawa boron.
Tuliskan rumus Lewis trifluoroboron BF3, dan jelaskan alasan mengapa senyawa ini membentuk
adduk (senyawa adisi) BF3・NH3.
Jawab
Boron 5B adalah anggota golongan 13 (lihat Bab 5), dan konfigurasi elektronnya adalah 1s22s23p1,
jadi boron memiliki tiga elektron valensi. Setiap elektron valensinya dapat membentuk ikatan
kovalen dengan satu elektron valensi fluorin. Kemudian, atom boron hanya memiliki enam
elektron valensi, kurang dua dari yang dihubungkan dengan atom stabil. Dengan pembentukan
ikatan koordinat dengan pasangan elektron amonia, baik boron maupun nitrogen mendapatkan
delapan elektron valensi yang berkaitan dengan atom stabil.
3.3 Teori kuantum ikatan kimia
a
Metoda Heitler dan London
Sebagaimana dipaparkan di bagian 2.3, teori Bohr, walaupun merupakan model revolusioner,
namun gagal menjelaskna mengapa atom membentuk ikatan. Teori Lewis-Langmuir tentang
ikatan kovalen sebenarnya kualitatif, dan gagal memberikan jawaban pada pertanyaan fundamental
mengapa atom membentuk ikatan, atau mengapa molekul lebih stabil daripada dua atom yang
membentuknya.
48
Masalah ini diselesaikan dengan menggunakan mekanika kuantum (mekanika gelombang). Segera
setelah mekanika kuantum dikenalkan, fisikawan Jerman Walter Heitler (1904-1981) dan fisikawan
Jerman/Amerika Fritz London (1900-1954) berhasil menjelaskan pembentukan molekul hidrogen
dengan penyelesaian persamaan gelombang sistem yang terdiri atas dua atom hidrogen dengan
pendekatan. Sistemnya adalah dua proton dan dua elektron (gambar 3.5(a)). Mereka menghitung
energi sistem sebagai fungsi jarak antar atom dan mendapatkan bahwa ada lembah dalam yang
berkaitan dengan energi minimum yang diamati dalam percobaan (yakni pada jarak ikatan) tidak
dihasilkan. Mereka mengambil pendekatan lain: mereka menganggap sistem dengan elektron yang
posisinya dipertukarkan (gambar 3.5(b)), dan menghitung ulang dengan asumsi bahwa dua sistem
harus menyumbang sama pada pembentukan ikatan. Mereka mendapatkan kemungkinan
pembentukan ikatan meningkat, dan hasil yang sama dengan hasil percobaan diperoleh.
Gambar 3.5 Keadaan sistem yang terdiri atas dua atom hidrogen. Lokasi elektron dipertukarkan antara (a)
dan (b). Sistemnya beresonansi antara keadaan (a) dan (b).
Dua keadaan di gambar 3.5 disebut “beresonansi”. Perbedaan energi antara plot (a) dan (b)
disebut energi resonansi. Enerhi di gambar 3.6(d) adalah energi untuk keadaan dengan spin dua
elektronnya sejajar. Dalam keadaan ini, tolakannya dominan, yang akan mendestabilkan ikatan,
yakni keadaan antibonding. Metoda Heitler dan London adalah yang pertama berhasil
menjelaskan dengan kuantitatif ikatan kovalen. Metoda ini memiliki potensi untuk menjelaskan
tidak hanya ikatan yang terbentuk dalam molekul hidroegn, tetapi ikatan kimia secara umum.
49
Gambar 3.6 Energi sistem yang terdiri atas dua atom hidrogen.. Nilai di sepanjang absis adalah jarak antar
atom dalam jari-jari Bohr (a) energi bila satu keadaan saja yang dihitung (b) energi bila struktur resonansi
diperhatikan (c) nilai hasil percobaan (d) energi bila spin dua elektronnya paralel (orbital antibonding).
b
Pendekatan ikatan valensi
Marilah kita perhatikan metoda Heitler dan London dengan detail. Bila dua atom hidrogen dalam
keadaan dasar pada jarak tak hingga satu sama lain, fungsi gelombang sistemnya adalah 1s1(1)1s2(2)
(yang berkaitan dengan keadaan dengan elektron 1 berkaitan dengan proton 1 dan elektron 2
berhubungan dengan proton 2 sebagaimana diperlihtakna di gambar 3.5(a) (atau 1s1(2)1s2(1) yang
berkaitan dengan keadaan dimana elektron 2 terikat di proton 1 dan elektron 1 berikatan dengan
proton 2 sebagaimana diperlihatkan gambar 3.5(b)). Bila dua proton mendekat, menjadi sukar
untuk membedakan dua proton. Dalam kasus ini, sistemnya dapat didekati dengan mudah
kombinasi linear dua fungsi gelombang. Jadi,
Ψ+ = N+［1s1(1)1s2(2) +1s1(2)1s2(1)］
(3.1)
Ψ- = N-［1s1(1)1s2(2) - 1s1(2)1s2(1)］
(3.2)
50
dengan N+ dan N- adalah konstanta yang menormalisasi fungsi gelombangnya 9 . Dengan
menyelesaikan persamaan ini, akan diperoleh nilai eigen E+ dan E- yang berkaitan dengan gambar.
3.6(a) dan 3.6(b).
Metoda yang dipaparkan di atas disebut dengan metoda ikatan valensi (valence-bond/VB). Premis
metoda VB adalah molekul dapat diungkapkan dengan fungsi-fungsi gelombang atom yang
menyusun molekul. Bila dua elektron digunakan bersama oleh dua inti atom, dan spin kedua
elektronnya antiparalel, ikatan yang stabil akan terbentuk.
c
Pendekatan orbital molekul
Metoda VB dikembangkan lebih lanjut oleh ilmuwan Amerika termasuk John Clarke Slater (19001978) dan Linus Carl Pauling (1901-1994). Namun, kini metoda orbital molekul (molecular
orbital, MO) jauh lebih populer. Konsep dasar metoda MO dapat dijelaskan dengan mudah
dengan mempelajari molekul tersederhana, ion molekul H2+ (gambar 3.7).
(-h2/8π2m)∇2Ψ + VΨ = EΨ
(2.21)
(-h2/8π2m)∇2Ψ +e2/4πε0［(-1/r1) -(1/r2) + (1/R)］Ψ = EΨ
(3.3)
maka,
Gambar 3.7 Ion molekul hidrogen. Spesi ini adalah molekul terkecil, terdiri atas dua proton dan satu
elektron.
9 ) Ingat bahwa Ψ2 memberikan kebolehjadian menemukan elektron di dalam daerah tertentu. Bila Anda jumlahkan fungsi
ini di seluruh daerah, Anda akan dapatkan kebolehjadian total menemukan elektron, yang harus sama dengan satu. Orbital
biasanya dinormalisasi agar memenuhi syarat ini, yakni ∫Ψ2 dxdydz = 1.
51
Fungdi gelombang sistem ini didaptkan dengan mensubstitusi potensialnya kedalam persamaan
2.21. Bila elektronnya di sekitar inti 1, pengaruh inti 2 dapat diabaikan, dan orbitalnya dapat
didekati dengan fungsi gelombang 1s hidrogen di sekitar inti 1. Demikian pula, bila elektronnya di
sekitar inti 2, pengaruh inti 1 dapat diabaikan, dan orbitalnya dapat didekati dengan fungsi
gelombang 1s hidrogen di sekitar inti 2.
Kemudian kombinasi linear dua fungsi gelombang 1s dikenalkan sebagai orbital molekul
pendekatan bagi orbital molekul H2. Untuk setiap elektron 1 dan 2, orbital berikut didapatkan.
φ+(1) = a[1s1(1) + 1s2(1)]
φ+(2) = a[1s1(2) + 1s2(2)]
(3.4)
Orbital untuk molekul hidrogen haruslah merupakan hasilkali kedua orbital atom ini.
Jadi,
Ψ+(1, 2) = φ+(1)･φ+(2) = a[1s1(1) + 1s2(1)] x a[1s1(2) + 1s2(2)]
= a2[1s1(1) 1s1(2) + 1s1(1) 1s2(2) + 1s1(2)1s2(1) + 1s2(1) 1s2(2)] (3.5)
Orbital ini melingkupi seluruh molekul, dan disebut dengan fungsi orbital molekul, atau secara
singkat orbital molekul. Seperti juga, orbital satu elektron untuk atom disebut dengan fungsi
orbital atom atau secara singkat orbital atom. Metoda untuk memberikan pendekatan orbital
molekul dengan melakukan kombinasi linear orbital atom disebut dengan kombinasi linear orbital
atom (linear combination of atomic orbital, LCAO).
Latihan 3.3 metoda VB dan MO
Perbedaan metoda VB dan MO terletak dalam hal seberapa luas kita memperhatikan keadaan
elektronik molekulnya. Carilah perbedaan ini dengan membandingkan persamaan 3.1 dan 3.5.
Jawab
Kecuali konstanta, suku kedua dan ketiga dalam persamaan 3.5 identik dengan dua suku di
persamaan 3.1. Keadaan elektronik yang dideskripsikan oleh suku-suku ini adalah keadaan
molekul sebab setiap elektron dimiliki oleh orbital yang berbeda. Di pihak lain, suku pertama dan
52
keempat persamaan 3.5 meakili keadaan ionik molekul H+ - H– sebab kedua elekktron mengisi
orbital atom yang sama. Persamaan 3.1 tidak memiliki suku-suku ini, Jadi, teori MO
mempertimbangkan keadaan ionik sementara metoda VN tidak.
3.4 Jenis ikatan kimia lain
a
Ikatan logam
Setelah penemuan elektron, daya hantar logam yang tinggi dijelaskan dengan menggunakan model
elektron bebas, yakni ide bahwa logam kaya akan elektron yang bebas bergerak dalam logam.
Namun, hal ini tidak lebih dari model. Dengan kemajuan mekanika kuantum, sekitar tahun 1930,
teori MO yang mirip dengan yang digunakan dalam molekul hidrogen digunakan untuk masalah
kristal logam.
Elektron dalam kristal logam dimiliki oleh orbital-orbital dengan nilai energi diskontinyu, dan
situasinya mirip dengan elektron yang mengelilingi inti atom. Namun, dengan meingkatnya jumlah
orbital atom yang berinteraksi banyak, celah energi dari teori MO menjadi lebih sempit, dan
akhirnya perbedaan antar tingkat-tingkat energi menjadi dapat diabaikan. Akibatnya banyak
tingkat energi akan bergabung membentuk pita energi dengan lebar tertentu. Teori ini disebut
dengan teori pita.
Tingkat energi logam magnesium merupakan contoh teori pita yang baik (Gambar 3.8). Elektron
yang ada di orbital 1s, 2s dan 2p berada di dekat inti, dan akibatnya terlokalisasi di orbital-orbital
tersebut. Hal ini ditunjukkan di bagian bawah Gambar 3.8. Namun, orbital 3s dan 3p bertumpang
tindih dan bercampur satu dengan yang lain membentuk MO. MO ini diisi elektron sebagian,
sehingga elektron-elektron ini secara terus menerus dipercepat oleh medan listrik menghasilkan
arus listrik. Dengan demikian, magnesium adalah konduktor.
Bila orbital-orbital valensi (s) terisi penuh, elektron-elektron ini tidak dapat digerakkan oleh medan
listrik kecuali elektron ini lompat dari orbital yang penuh ke orbital kosong di atasnya. Hal inilah
yang terjadi dalam isolator.
53
Gambar 3.8 Representasi skematik MO logam magnesium. Orbital 1s, 2s dan 2p terlokalisasi, tetapi orbital
3s dan 3p bertumpangtindih membentuk struktur pita.
b
Ikatan hidrogen
Awalnya diduga bahwa alasan mengapa hidrogen fluorida HF memiliki titik didih dan titik leleh
yang lebih tinggi dibandingkan hidrogen halida lain (gambar 3.9) adalah bahwa HF ada dalam
bentuk polimer. Alasan tepatnya tidak begitu jelas untuk kurun waktu yang panjang. Di awal
tahunh 1920-an, dengan jelas diperlihatkan bahwa polimer terbentuk antara dua atom flourin yang
mengapit atom hidrogen.
Sangat tingginya titik didih dan titik leleh air juga merupakan masalah yang sangat menarik. Di
awal tahun 1930-an, ditunjukkan bahwa dua atom oksigen membentk ikatan yang mengapit
hidrogen seperti dalam kasus HF (gambar 3.9). Kemudian diketahui bahwa ikatan jenis ini umum
didapatkan dan disebut dengan ikatan hidrogen.
54
Gambar 3.9 Titik didih senyawa-senyawa hidrogen. Terlihat bahwa titik didih senyawa yang terbentuk oelh
unsur periode kedua (N, O, F) menyimpang dari senyawa unsur segolongannya.
Ikatan hidrogen dengan mudah terbentuk bila atom hidroegen terikat pada atom elektronegatif
seperti oksigen atau nitrogen. Fakta bahwa beberapa senyawa organik dengan gugus hidroksi –
OH atau gugus amino –NH2 relatif lebih larut dalam air disebabkan karena pembentukan ikatan
hidrogen dengan molekul air. Dimerisasi asam karboksilat seperti asama asetat CH3COOH juga
merupakan contoh yang sangat baik adanya ikatan hidrogen.
c
Ikatan Van der Waals
Gaya dorong pembentukan ikatan hidrogen adalah distribusi muatan yang tak seragam dalam
molekul, atau polaritas molekul (dipol permanen). Polaritas molekul adalah sebab agregasi molekul
menjadi cair atau padat. Namun, molekul non polar semacam metana CH4, hidrogen H2 atau He
55
(molekul monoatomik) dapat juga dicairkan, dan pada suhu yang sangat rendah, mungkin juga
dipadatkan. Hal ini berarti bahwa ada gaya agreagasi antar molekul-molekul ini.. Gaya semacam ini
disebut dengan gaya antarmolekul.
Ikatan hidrogen yang didiskusikan di atas adalah salah satu jenis gaya antarmolekul. Gaya
antarmolekul khas untuk molekul non polar adalah gaya van der Waals. Asal usul gaya ini adalah
distribusi muatan yang sesaat tidak seragam (dipol sesaat) yang disebabkan oleh fluktuasi awan
elektron di sekitar inti. Dalam kondisi yang sama, semakin banyak jumlah elektron dalam molekul
semakin mudah molekul tersebut akan dipolarisasi sebab elektron-elektronnya akan tersebar luas.
Bila dua awan elektron mendekati satu sama lain, dipol akan terinduksi ketika awan elektron
mempolarisasi sedemikian sehingga menstabilkan yang bermuatan berlawanan. Dengan gaya van
der Waals suatu sistem akan terstabilkan sebesar 1 kkal mol–1. Bandingkan harga ini dengan nilai
stabilisasi yang dicapai dengan pembentukan ikatan kimia (dalam orde 100 kkal mol–1). Kimiawan
kini sangat tertarik dengan supramolekul yang terbentuk dengan agregasi molekul dengan gaya
antarmolekul.
Latihan
3.1 Kekuatan ikatan ion
Energi interaksi antara dua muatan listrik Q1 dan Q2 (keduanya adalah bilangan bulat positif atau
negatif) yang dipisahkan dengan jarak r (nm) adalah E = 2,31x10–19 Q1Q2/r (J nm). Hitung energi
interaksi untuk kasus: (1) interaksi antara Na+ dan Cl– dengan r = 0,276 nm; (2) interaksi antara
Mg2+ dan O2– dengan r = 0,25 nm.
3.1 Jawab
(1) E = 2,31 x 10–19 (+1)(-1)/(0,276) = -8,37 x 10–19 (J); atau untuk per mol,
E(mol) = -8,37 x 10–19 x 6,022 x 1023 J = 5,04 x 105 J = 504,0 kJ.
(2) E = 2,31x10–19 (+2)(-2)/(0,205) = -4,51 x 10–18 (J); atau per mol,
E(mol) = -4,51 x 10–18 x 6,022 x 1023 J = 2,71 x 105 J = 271,0 kJ
56
Alasan mengapa yang kedua lebih besar adalah lebih besarnya muatan ion dan kedua karena jarak
antar ionnya lebih pendek.
3.2 Kepolaran ikatan
Besarnya kepolaran ikatan, yakni besarnya distribusi pasangan elektron yang tidak merata,
ditentukan oleh perbedaan ke-elektronegativan dua atom yang membentuk ikatan. Susuanlah
ikatan-ikatan berikut berdasarkan kenaikan kepolarannya. Anda dapat menggunakan Tabel 5.7
untuk melihat nilai keelektronegativannya.
H-H, O-H, Cl-H, S-H, F-H
3.2 Jawab
H-H < S-H < Cl-H < O-H < F-H
3.3 Rumus struktur Lewis
Dengan mengikuti aturan oktet, tuliskan rumus struktur Lewis senyawa-senyawa berikut:
(a) hidrogen fluorida HF (b) nitrogen N2 (c) metana CH4 (d) karbon tetrafluorida CF4 (e) kation
nitrosil NO+ (f) ion karbonat CO32– (g) asetaldehida HCHO
3.3 Jawab
3.4 Senyawa-senyawa boron-nitrogen
57
Jawablah pertanyaan-pertanyaan berikut:
(1) Tuliskan konfigurasi elektron boron dalam keadaan dasar.
(2) Gambarkan rumus struktur Lewis BF3.
(3) Gambarkan rumus struktur Lewis NH3.
(4) Reaksi antara NH3 dan BF3 menghasilkan senyawa adisi. Jelaskan mengapa reaksi ini
berlangsung, dan sarankan struktur senyawa adisinya.
3.4 Jawab
(1) 1s22s23p1
58
4 Bentuk Molekul
Samapai di sini, penyusun zat diungkapkan dalam rumus dengan simbol
unsur dan ikatan dalam dua dimensi. Konsep atom karbon asimetri di SMA
juga mungkin dibahas, walau biasanya jarang mendalam. Umumnya, struktur
molekul dianggap datar. Kini kita akan membahas, bahwa struktur zat dapat
dianggap obyek tiga dimensi, dan molekul planar adalah kekecualian. Lebih
lanjut, faktor-faktor yang menentukan struktur tiga dimensi zat akan dipelajari.
Bab ini akan membahas beberapa senyawa anorganik dan organik khas
sebagai contoh. Penting untuk mempelajari stereokimia untuk memahami
masalah penting dalam kimia modern, khususnya untuk mengetahui
hubungan struktur dan fungsi molekul.
4.1 Struktur molekul sederhana
Ikatan ionik diberntuk oleh tarkan elekrostatik antara kation dan anion. Karena medan listrik
suatu ion bersimetri bola, ikatan ion tidak memiliki karakter arah. Sebaliknya, ikatan kovalen
dibentuk dengan tumpang tindih orbital atom. Karena tumpang tindih sedemikian sehingga
orbital atom dapat mencapai tumpang tindih maksimum, ikatan kovalen pasti bersifat terarah. Jadi
bentuk molekul ditentukan oleh sudut dua ikatan, yang kemudian ditentukan oleh orbital atom
yang terlibat dalam ikatan.
Paparan di atas adalah pembahasan umum struktur molekul. Struktur molekul sederhana dapat
disimpulkan dari pertimbangan sterekimia sederhana yang akan dijelaskan di bab ini.
a
Teori tolakan pasangan elektron valensi
Di tahuan 1940, Sidgwick mengusulkan teori yang disebut dengan Teori tolakan pasangan
elektron valensi [valence shell electron pair repulsion (VSEPR)], yang karena sifat kualitatifnya sangat
mudah dipahami. Teorinya sangat cocok untuk mempredksi struktur senyawa berjenis XYm.
Menurut teori ini, jumlah pasangan elektron menentukan penyusunan pasangan-pasangan
elektron di sekitar atom pusat molekul. Terdapat gaya tolak elektrostatik antara dua pasangan
elektron yang cenderung menolak orbital atom sejauh mungkin satu sama lain. Karena pasangan
elektron menempati orbital atom, pasangan elektron bebas juga mempunyai dampak yang sama
dengan pasangan elektron ikatan. Dengan kata lain, pasangan elektron bebas dan pasangan
elektron ikatan juga tolak menolak sejauh mungkin.
59
SENYAWA DENGAN ATOM PUSAT DIVALEN
Menurut teori VSEPR, dua pasangan elektron yang dimiliki atom pusat divalen akan terpisah
sejauh mungkin bila sudut ikatannya 180°. Dengan kata lain, molekulnya akan memiliki struktur
linear. Faktanya, berilium khlorida BeCl2, dengan atom pusat divalen, adalah molekul linear .
Seperti akan didiskusikan kemudian, beberapa senyawa seperti karbon dioksida O=C=O dan
alena H2C=C=CH2 juga linear seolah memiliki atom pusat divalen.
SENYAWA DENGAN ATOM PUSAT TRIVALEN
Bila teori VSEPR berlaku juga untuk senyawa dengan atom pusat trivalen seperti boron
trikhlorida BCl3, sudut ikatan ∠Cl-B-Cl akan bernilai 120° dengan emapt atom itu berada dalam
bidang yang sama. Struktur trigonal planar juga diamati di timah khlorida, SnCl3. Catat juga bahwa
struktur segitiga juga diamati di etilena H2C=CH2, ion nitrat NO3 – dan sulfur dioksida SO2.
SENYAWA DENGAN ATOM PUSAT TETRAVALEN
Teori karbon tetrahedral diusulkan oleh kimiawan Belanda Jacobus Henricus van't Hoff (18521911) dan kimiawan Perancis Joseph Achille Le Bel (1847-1930), yang menyempurnakan teorinya
hampir pada saat yang bersamaan. Kesimpulan yang sama juga dapat secara otomatis didapatkan
dari teori VSEPR. Misalnya untuk metana, struktur yang akan memiliki tolakan antar pasangan
elektron yang minimal didapatkan untuk geometri tetrahedron dengan sudut 109,5°, yang jelas
lebih besar dari bujur sangakar yang bersudut 90°. Menariknya ion amonium NH4+ dengan atom
nitrogen sebagai atom pusat juga tetrahedral seperti metana. Bila pasangan elektron bebas juga
dihitung, atom nitrogen dari amonia NH3 dan atom oksigen dalam air H2O juga dapat dianggap
tetravalen. Namun di molekul-molekul ini tidak didapat tetrahedral sempurna, sudut ikatan ∠HNH adalah 106° dan ∠H-O-H adalah 104,5°. Fakta ini menyarankan hubungan kualitatif
berikut.
Kekuatan relatif tolakan
Pasangan elektron bebas (PEB)-PEB > PEB- Pasangan elektron ikatan (PEI)> PEI-PEI
Beberapa ion poliatomik semacam SO42– dan SO32– juga memiliki struktur tetrahedral.
60
SENYAWA DENGAN VALENSI LEBIH TINGGI DARI EMPAT
Struktur senyawa dengan atom pusat memiliki valensi lebih besar dari empat juga dapat dijelaskan
dengan teori VSEPR. Senyawa pentavalen memiliki struktur trigonal bipiramidal. Senyawa khas
jenis ini adalah fosfor pentakhlorida PCl5. Senyawa dengan atom pusat heksavalen berstruktur
oktahedral, yang identik dengan bujur sangkar bipiramid. Contoh yang baik adalah belerang
heksafluorida SF6. Dalam kasus senyawa heptavalen, situasinya sama dan strukturnya adalah
pentagonal bipiramid.
Ketika menggunakan teori ini, dalam senyawa yang strukturnya ditentukan pasangan elektron
bebas harus diikutsertakan sebagai bagian pasangan elekron yang menentukan struktur. Misalnya
untuk IF5 dan ICl4 hal ini sangat penting. Di Gambar 4.1 ditunjukkan beberapa struktur senyawa
khas.
Gambar 4.1 Struktur beberapa senyawa anorganik khas: (a) linear BeCl2; (b) segitiga BCl3;
(c) segitiga bipiramid PCl5; (d) oktahedron SF6.
Latihan Prediksi struktur berdasarkan teori VSEPR
Prediksikan struktur spesi kimia berikut dengan teori VSEPR: (a) SO2, (b) SO3 (c ) SO42–
61
Jawab: (a) segitiga, (b) piramidal , (c ) tetrahedral
b
Hibridisasi orbital atom
Diharapkan bahwa berilium khlorida BeCl2 dan timah (II) khlorida SnCl2 akan memiliki struktur
yang mirip karena memiliki rumus molekul yang mirip. Namun, ternyata senyawa pertama
berstruktur linear sedang yang kedua bengkok. Hal ini dapat dijelaskan dengan perbedaan orbital
atom yang digunakan. Bila elektron-elektron mengisi orbital atom mengikuti prinsip Aufbau,
elektron akan mengisi orbital atom yang berenergi terendah. Dua elektron diizinkan mengisi satu
orbital. Menurut prinsip Pauli, tidak ada elektron yang memiliki satu set bilangan kuantum yang
tepat sama (Bab 2.4 (d)). Masalah yang timbul adalah akan diletakkan di mana elektron ke-empat
atom karbon. Telah ditetapkan bahwa konfigurasi elektron terendah atom adalah konfigurasi
dengan jumlah elektron tak berpasangan maksimum dan masih tetap diizinkan oleh aturan Pauli
dalam set orbital dengan energi yang sama (dalam kasus karbon adalah tiga orbital 2p). Dalam
kasus ini awalnya semua elektron akan memiliki bilangan kuantum spin yang sama (yakni, +1/2
atau –1/2) (Gambar 4.2).
Gambar 4.2 Konfigurasi elektron atom; dari hidrogen samapai neon.
Orbital secara berangsur diisi dengan cara seperti yang dibahas di bawah ini.
62
Berilium adalah atom dengan dua elektron valensi dan konfigurasi elektron (1s22s2). Agar berilium
membentuk ikatan sebagai atom divalen, orbital 2s dan 2p harus membentuk pasangan orbital
terhibridisasi sp. Karena kedua orbital hibrida sp membentuk sudut ikatan 180°, BeCl2 dengan
demikian linear.
Mirip dengan itu, boron yang memiliki tiga elektron valensi dan konfigurasi elektron 1s22s22p1;
atau secara sederhana ditulis 1s22s22p. Untuk membentuk ikatan dengan valensi tiga, konfigurasi
elektronnya harus (1s22s2px2py). Satu orbital 2s dan dua orbital 2p akan membentuk orbital
terhibridisasi sp2. Karena sudut ikatan antara dua orbital hibrida sp2 adalah 120°, BCl3 berstruktur
segitiga.
Dalam kasus senyawa karbon, strukturnya dijelaskan dengan mengasumsikan empat orbital sp3
ekuivalen terbentuk dari satu orbital 2s dan tiga orbital 2p. Atom karbon memiliki empat elektron
valensi, dan konfigurasi elektronnya adalah 1s22s22p2, dan untuk membentuk atom tetravalen,
konfigurasi elektronnya harus berubah menjadi (1s22s2px2py2pz). Dengan hibridisasi, empat orbital
hibrida sp3 yang ekuivalen akan terbentuk. Sudut ikatan yang dibuat oleh dua orbital hibrida sp3
adalah 109,5° (sudut tetrahedral). Inilah alasan mengapa metana berstruktur tetrahedral.
Untuk kasus senyawa nitrogen, amonia NH3 misalnya, empat dari lima elektron valensi atom
nitrogen akan menempati empat orbital hibrida sp3 seperti ditunjukkan di Gambar 4.3. Satu
elektron valensi yang tersisa akan menempati satu orbital hibrida yang telah diisi satu elektron. Jadi
spin elektron kedua ini harus berlawanan dengan spin elekron pertama. Akibatnya atom nitrogen
akan trivalen dengan satu pasangan elektron bebas.
Gambar 4.3 Hibridisasi orbital atom karbon dan nitrogen.
63
Dalam kasus fosfor, ada dua kasus. Dalam satu kasus atom fosfornya trivalen dengan satu pasang
elektron bebas seperti nitrogen, dan di satu kasus lain fosfornya pentavalen dengan orbital hibrida
dsp3. Fosfor pentavalen memiliki struktur trigonal bipiramidal. Ion kompleks dengan ion nikel
atau kobal sebagai atom pusat berkoordinasi enam dengan struktur oktahedral.
Sebagaimana didiskusikan di atas, baik teori VSEPR maupun hibridisasi orbital atom akan
memberikan kesimpulan struktur molekul dan ion yang sama. Walaupun teori VSEPR hanya
bergantung pada tolakan antar pasangan elektron, dan teori hibridisasi memberikan justifikasi
teoritisnya.
4.2 Struktur senyawa karbon
a
Keisomeran karena atom karbon asimetrik, keisomeran optik
Sebelum ada teori valensi, kimiawan/fisiologis Perancis Louis Pasteur (1822-1895) telah
mengenali pengaruh struktur molekul individual pada sifat gabungan molekul. Ia berhasil
memisahkan asam rasemat tartarat (sebenarnya garam natrium amonium) menjadi (+) dan (-)
berdasarkan arah muka hemihedral kristalnya (1848).
Kedua senyawa memiliki sifat fisika (misalnya titik leleh) dan kimia yang sama, tetapi ada
perbedaan dalam sifat optik dalam larutan masing-masing senyawa. Keduanya memutar bidang
polarisasi cahaya, dengan kata lain mempunyai keaktifan optik. Rotasi jenis kedua senyawa,
yang mengkur kekuatan rotasi kedua senyawa, memiliki nilai absolut yang sama, namun tandanya
berlawanan. Karena molekul berada bebas dalam larutan, perbedaan ini tidak dapat dijelaskan
karena perbedaan struktur kristal. Sayangnya waktu itu, walaupun teori atom sudah ada, teori
valensi belum ada. Dengan kondisi seperti ini Pasteur tidak dapat menjelaskan penemuannya.
Di tahun 1860-an, kimiawan Jerman Johannes Adolf Wislicenus (1835-1902) menemukan bahwa
dua jenis asam laktat yang diketahui waktu itu keduanya adalah asam α-hidroksipropanoat
CH3CH(OH)COOH, bukan asam β- hidroksipropanoat HOCH2CH2COOH. Ia lebih lanjut
menyarankan bahwa konsep baru untuk stereoisomer harus dibuat untuk menjelaskna fenomena
ini. Konse baru ini menyatakan bahwa kedua senyawa yang memiliki rumus struktur yang sama
dalam dua dimensu dapat menjadi stereoisomer bila susunan atom-atomnya di ruang berbeda.
64
Di tahun 1874, van’t Hoff dan Le Bel secara independen mengusulkan teori atom karbon
tetrahedral. Menurut teori ini, kedua asam laktat yang dapat digambarkan di Gambar 4.4. Salah
satu asam laktat adalah bayangan cermin asam laktat satunya. Dengan kata lain, hubungan kedua
senyawa seperti hubungan tangan kanan dan tangan kiri, dan oleh karena itu disebut dengan
antipoda atau enantiomer. Berkat teori van’t Hoff dan Le Bel, bidang kimia baru, stereokimia,
berkembang dengan cepat.
(+)-asam laktat
(-)-lactic acid
Gambar 4.4 Stereoisomer asam laktat.
Kedua isomer atau antipoda, berhubungan layaknya tangan kanan dan kiri
Pada atom karbon pusat di asam laktat, empat atom atau gigus yang berbeda terikat. Atom karbon
semacam ini disebut dengan atom karbon asimetrik. Umumnya, jumlah stereoisomer akan
sebanyak 2n, n adalah jumlah atom karbon asimetrik. Asam tartarat memiliki dua atom karbon
asimetrik. Namun, karena keberadaan simetri molekul, jumlah stereoisomernya kurang dari 2n,
dan lagi salah satu stereoisomer secara optik tidak aktif (Gambar 4.5). Semua fenomena ini dapat
secara konsisten dijelaskan dengan teori atom karbon tetrahedral.
65
(+)-asam tartarat
(-)-asam tartarat
meso-asam tartarat
Gambar 4.5 Stereoisomer asam tartarat
(+)-asam tartarat dan (-)-asam tartarat membentuk pasangan enantiomer. Namun karena adanya simetri,
meso-asam tartarat secara optik tidak aktif.
Latihan 4.2 Gliseraldehida
Gambarkan perspektif gliseraldehida OHCCHOHCH2OH, gula paling sederhana, seperti cara
yang ditunjukkan pada gambar 4.4.
Jawab.
Catat ada banyak cara lain untuk menggambarkannya.
b
Isomer geometri
Van’t Hoff menjelaskan keisomeran asam fumarat dan maleat karena batasan rotasi di ikatan
ganda, suatu penjelasan yang berbeda dengan untuk keisomeran optik. Isomer jenis ini disebut
dengan isomer geometri. Dalam bentuk trans subtituennya (dalam kasus asam fumarat dan
66
maleat, gugus karboksil) terletak di sisi yang berbeda dari ikatan rangkap, sementara dalam isomer
cisnya subtituennya terletak di sisi yang sama.
Dari dua isomer yang diisoasi, van’t Hoff menamai isomer yang mudah melepaskan air menjadi
anhidrida maleat isomer cis sebab dalam isomer cis kedua gugus karboksi dekat satu sama lain.
Dengan pemanasan sampai 300 °C, asam fuarat berubah menjadi anhidrida maleat. Hal ini cukup
logis karena prosesnya harus melibatkan isomerisasi cis-trans yang merupakan proses dengan
galangan energi yang cukup tinggi (Gambar 4.6)．
Karena beberapa pasangan isomer geometri telah diketahui, teori isomer geometri memberikan
dukunagn yang baik bagi teori struktural van’t Hoff.
asam fumarat
asam maleat
anhidrida maleat
Gambar 4.6 Isomer geometri
asam maleat (bentuk cis) mempunyai dua gugus karboksil yang dekat, dan mudah melepas air mnejadi
anhidrida (anhidrida maleat).
Latihan 4.3 Isomer dikhloroetilena
Gambarkan rumus struktur semua isomer dikhloroetilena C2H2Cl2.
Jawab: Dua atom khlorin dapat terikat pada atom karbon yang sama, atau pada atom karbon yang
berbeda. Dan pada kasus yang kedua akan ada isomer geometri.
67
c
Struktur benzen
Struktur benzen menjadi enigma beberapa tahun. Di tahun 1865, Kekulé mengusulkan struktur
siklik planar dengan tiga ikatan tunggal dan tiga ikatan ganda yang terhubungkan secara
bergantian. Strukturnya disebut dengan struktur Kekulé. Bukti struktur semacam ini datang dari
jumlah isomer benzen tersubstitusi. Dengan struktur Kekulé, akan ada tiga isomer kresol, yakni, o, m- dan p-kresol (Gambar 4.7).
Gambar 4.7 Isomer kresol, Ada tiga isomer,
o-, m-, dan p-kresol bergantung pada lokasi substituennya
(CH3 dan OH). Ada dua isomer o-kresol.
Struktur Kekulé tidak dapat menyelesaikan semua masalah yang berkaitan dengan struktur
benzene. Bila benzene memiliki struktur seperti yang diusulkan Kekulé, akan ada dua isomer okresol, yang tidak diamati. Kekulé mempostulatkan bahwa ada kesetimbangan cepat, yang disebut
dengan resonansi antara kedua struktur. Istilah resonansi kemudian digunakan dalam mekanika
kuantum.
d
Struktur etana: analisis konformasional
Teori atom karbon tetrahedral dan struktur benzene memberikan fondasi teori struktur senyawa
organik. Namun, van’t Hoff dan kimiawan lain mengenali bahwa masih ada masalah yang tersisa
dan tidak dapat dijelaskan dengan teori karbon tetrahedral. Masalah itu adalah keisomeran yang
disebabkan oleh adanya rotasi di sekitar ikatan tunggal.
Bila rotasi di sekitar ikatan C-C dalam 1,2-dikhloroetana CH2ClCH2Cl terbatas sebagaimana
dalam kasus asam fumarat dan maleat, maka akan didapati banyak sekali isomer. Walaupun van’t
Hoff awalnya menganggap adanya kemungkinan seperti itu, ia akhirnya menyimpulkan bahwa
68
rotasinya bebas (rotasi bebas) karena tidak didapati isomer rotasional akibat batasan rotasi
tersebut. Ia menambahkan bahwa struktur yang diamati adalah rata-rata dari semua struktur yang
mungkin.
Di tahun 1930-an dibuktikan dengan teori dan percobaan bahwa rotasi di sekitar ikatan tunggal
tidak sepenuhnya bebas. Dalam kasus etana, tolakan antara atom hidrogen yang terikat di atom
karbon dekatnya akan membentuk halangan bagi rotasi bebas, dan besarnya tolakan akan
bervariasi ketika rotasi tersebut berlangsung. Gambar 4.8(a) adalah proyeksi Newman etana, dan
Gambar 4.8(b) adalah plot energi-sudut torsi.
Gambar 4.8 Analisis konformasional. Dalam gambar (a) (proyeksi Newman), Anda dapat melihat molekul
di arah ikatan C-C. Atom karbon depan dinyatakan dengan titik potong tiga garis pendek (masing-masing
mewakili ikatan CH) sementara lingkaran mewakili arom karbon yang belakang. Keseluruhan gambar akan
berkaitan dengan proyeksi molekul di dinding di belakangnya. Demi kesederhanaan atom hidrogennya tidak
digambarkan (b) Bila sudut orsinya 0°, 120°, 240° dan 360°, bagian belakang molekul “berimpitan” eclipsed
dengan bagian depan. Bila anda menggambarkan proyeksi Newman dengan tepat berimpit, anda sama
sekali tidak dapat melihat bagian belakang. Secara konvensi, bagian belakang diputar sedikit agar dapat
dilihat.
Bila sudut rotasi (sudut torsi) 0°, 60°, 120° dan 180°, energi molekul kalau tidak maksimum akan
minimum. Struktur (konformasi) dengan sudut torsi 0° atau 120° disebut dengan bentuk eklips,
dan konformasi dengan sudut torsi 60°atau 180° disebut bentuk staggered. Studi perubahan
struktur molekular yang diakibatkan oleh rotasi di sekitar ikatan tunggal disebut dengan analisis
konformasional. Analisis ini telah berkembang sejak tahun 1950-an hingga kini.
69
Analisis konformasional butana CH3CH2CH2CH3 atas rotasi di sekitar ikatan C-C pusat,
mengungkapkan bahwa ada dua bentuk staggered. Bentuk trans, dengan dua gugus metil terminal di
sisi yang berlawanan, berenergi 0,7 kkal mol–1 lebih rendah (lebih stabil) daripada isomer gauche
yang dua gugus metilnya berdekatan.
Hasil ini dapat diperluas ke senyawa-senyawa semacam pentana dan heksana yang memiliki
lingkungan metilena tambahan, dan akhirnya pada poloetilena yang dibentuk oleh sejumlah besar
metilen yang terikat. Dalam semua analisis ini, struktur trans, yakni struktur zig zag, adalah yang
paling stabil. Namun, ini hanya benar dalam larutan. Untuk wujud padatnya faktor lain harus ikut
diperhatikan.
Latihan 4.4 Analisis konformasional 1,2-dikhloroetana
Lakukan analisis konformasional 1,2-dikhloroetan dengan memutar di sekitar ikatan C-C dan
menggambarkan proyeksi Newman sebagaimana diperlihatkan di Gambar 4.8(a).
Jawab:
Sebagai rangkuman, struktur senyawa karbon terutama ditentukan oleh keadaan hibridisasi atom
karbon yang terlibat. Bila banyak konformasi dimungkinkan oleh adanya rotasi di sekitar ikatan
tunggal, konformasi yang paling stabil akan dipilih.
70
Bila molekulnya memiliki sisi polar, faktor lain mungkin akan terlibat. Interaksi tarik menarik
antara sisi positif dan negatif akan mengakibatkan struktur dengan halangan sterik terbesar lebih
stabil. Dalam kasus asam salisilat, ikatan hidrogen antara gugus hidroksi dan karboksi akan
membuat struktur yang lebih rapat lebih stabil.
Gambar 4.9 Ikatan hidroegn dalam asam salisilat.
Walaupun struktur di sebelah kiri melibatkan lebih banyak tolakan sterik, ikatan hidrogen akan membutanya
lebih stabil.
Sebagai kesimpulan, struktur senyawa karbon dapat dijelaskan dengan cukup baik bila berbagai
faktor dipertimbangkan.
4.3 Struktur senyawa anorganik
Struktur banyak senyawa anorganik dapat dijelaskan dengan menggunakan teori VSEPR atau
secara sederhana dengan teori valensi. Namun, beberapa senyawa anorganik yang tidak masuk
dalam kelompok ini sangat penting baik dari sudut pandang teori maupun praktis. Beberapa
senyawa ini akan didiskusikan di bawah ini.
AMONIA
Amonia NH3 seolah diturunkan dari metana dengan menggantikan atom karbon dengan atom
nitrogen dan salah satu atom hidrogen dengan pasangan elektron bebas. Jadi, amonia memiliki
seolah struktur tetrahedral. Namun untuk memahami struktur amonia, anda harus
mempertimbangkan inversi atom nitrogen. Perilaku amonia sangat mirip dengan payung yang
tertiup sehingga terbalik. Halangan inversinya hanya 5,8 kkal mol–1, dan inversi amonia pada suhu
kamar sangat cepat (Gambar 4.10).
71
Gambar 4.10 4.10 Inversi amonia
Perilaku molekul sangat mirip dengan payung yang terbalik.
Secara prinsip, atom nitrogen dari amina yang mengikat tiga atom atau gugus yang berbeda dapat
merupakan pusat asimetrik
sebab nitrogen memiliki empat substituen termasuk pasangan
elektron bebas. Namun karena adanya inversi ini, atom nitrogen tidak dapat menjadi pusat
asimetrik..
DIBORAN
Diharapkan reaksi antara magnesium borida dan air akan menghasilkan boron trihidrida BH3.
Namun, yang didapatkan adalah diboran B2H6. Nampaknya senyawa ini tidak dapat dijelaskan
dengan teori valensi sederhana, dan banyak sekalai usaha telah dilakukan untuk mengelusidasi
anomali ini.
Mg3B2 + 6H2O → 3Mg(OH)2 + B2H6
(4.1)
Kini telah dibuktikan bahwa senyawa ini memiliki struktur aneh sebagai beikut.
Gambar 4.11 Struktur diboran. Poin utama struktur ini adalah ikatan tiga pusat, dua elektron.
72
Kerangka molekulnya adalah jajaran genjang yang terbentuk dari dua atom boron dan dua atom
hidrogen, dan atom hidrogen terikat pada dua atom boron disebut dengan hidrogen jembatan.
Empat ikatan B-H terminal secara esensi terbentuk dari tumpang tindih orbital 1s hidrogen dan
orbital hibrida boron. Sebaliknya, ikatan jembatan B---H---B adalah ikatan tiga pusat, dua elektron
yang terbetuk dari hibridisasi hidrogen 1s dan dua orbital hibrida boron. Keberadaan ikatan
seperti ini dikonfirmasi dengan mekanika kuantum.
SENYAWA GAS MULIA
Lama sekali dipercaya bahwa gas mulia hanya ada sebagai molekul monoatomik, dan tidak
membentuk senyawa. Kimiawan Kanada Neil Bartlett (1932-) menemukan spesi ionik [O2]+[PtF6]–
dengan mereaksikan oksigen dengan platina heksafluorida PtF6. Ia beranggapan reaksi yang mirip
dengan ini yakni reaksi antara xenon dan PtF6 akan berlangsung karena energi ionisasi pertama
xenon dekat nilainya dengan energi ionisasi perrtama molekul oksigen. Di tahun 1962 ia berhasil
mendapatkan senyawa gas mulia pertama Xe(PtF6)x, (x = 1, 2).
Kemudian menjadi jelas bahwa gas mulia membentuk senyawa biner dengan oksigen dan fluorin
yang keduanya memiliki keelektronegativan tinggi. XeF2 adalah molekul linear dengan kelebihan
elektron, sementara XeF4 merupakan satu-satunya senyawa unsur berbentuk bujur sangkar. XeF6
berbentuk oktahedron terdistorsi, dan di dekat titik lelehnya, senyawa ini ada sebagai kristal
[XeF5]+F–.
FEROSEN
Ferosen adalah senyawa terdiri atas dua cincin sikopentadienil yang melapisi kedua sisi atom Fe
dan senyawa ini merupakan contoh pertama kelompok senyawa yang disebut dengan senyawa
sandwich (Gambar 4.12).
Gambar 4.12 Struktur ferosen.
Satu atom Fe atom terjebak antara dua cincin skilopentadiena. Disebut struktur sandwich.
73
D awal tahun 1950-an , rekasi antara siklopentadienilmagnesium bromida dan FeCl3 anhidrat
dilakukan dengan harapan akan dihasilkan turuanan fulvalena. Namun, senyawa dengan struktur
(C6H5)2Fe yang diperoleh. Struktur senyawa ini didapatkan sangat unik: delapan belas elektron,
dua belas dari dua molekul siklopentadienil (masing-masing enam elektron) dan enam dari kulit
terluar Fe. Jadi, konfigurasi elektron gas mulia dicapai dan kestabilannya kira-kira sepadan. Kedua
cincin siklopentadienail berputar layaknya piringan CD musik.
Latihan
4.1 Struktur senyawa inorganik; teori VSEPR.
Sarankan struktur senyawa anorganik berikut: (a) SeF6 (b) N2O (c) ClO– (d) CF3Cl (C atom pusat)
Jawab (a) oktahedron (b) linear (c) linear (d) tetrahedron
4.2 Isomer benzen tersubstitusi
Rumus molekul senyawa yang mengandung satu cincin benzen adalah C8H10. Gambarkan struktur
isomer-isomer yang mungkin untuk senyawa ini.
Jawab: senyawa C8H10 mengandung satu cincin benzen dapat berupa etilbenzen C6H5C2H5 atau
xylen C6H4(CH3)2. Xylena akan memiliki tiga isomer posisi, yakni, o-, m- dan p-xylene.
4.3 Isomer geometri
Baik asam fumarat dan maleat memiliki rumus HOOCCH=CHCOOH dan merupakan pasangan
isomer geometri. Dengan pemanasan ke 150°C, asam maleat kehilangan satu mol H2O
menghasilkan anhidrat maleat sementara asam fumarat tidak akan berubah menjadi anhidrat
maleat sampai pemanasan pada 300°C. Dengan menggunakan data ini, jelaskan struktur kedua
senyawa.
Jawab: lihat teks di halaman
4.4 Struktur senyawa kompleks platina
Diamindikhloroplatina [PtCl2(NH3)2] memiliki struktur bujur sangkar. Prediksikan struktur
isomer-isomernya yang mungkin.
74
Dua isomer, bentuk cis- dan trans, mungkin ada. Struktur bujur sangkar planar disebabkan oleh
hibridisasi dsp2. Isomer cis merupakan obat antikanker yang terkenal.
4.5. Stereoisomer gula
Senyawa yang memiliki empat atom karbon, HOCH2CHOHCHOHCHO, adalah gula yang
kesederhanaanya sebanding dengan gliseraldehida.
(a) Ada berapa atom karbon asimetrik dalam molekul ini? (b) Gambarkan rumus struktur semua
stereoisomer gula ini seperti yang ditunjukan dalam gambar 4.5.
Jawab
(a) Ada dua. Dalam struktur di bawah ini, atom karbon asimterik ditandai dengan *.
(b) Dua pasang enantiomer dengan jelas ditandai.
75
4.6 Stereoisomer gula
Glukosa, HOCH2(CHOH)4CHO, memiliki enam atom karbon dan merupakan salah satu senawa
alam yang berlimpah.
(a) Ada berapa atom karbon asimetrik dalam molekul ini? (b) Gambarkan rumus struktur semua
stereoisomer gula ini seperti yang ditunjukan dalam gambar 4.5.
Jawab:(a) Empat. Di struktur di bawah in, atom karbon asimetrik ditandai dengan *. (b) Jumlah
stereoisomer adalah 24 = 16. Struktur delapan isomer ditunjukkan di bawah ini.
Bagi masing-masing isomer di atas, anda dapat menggambarkan pasangan enantiomernya sebagai
berikut:
76
4.7 Analisis konformasional konformer
Dalam kasus 1,2-dikhloroetana, bentuk trans lebih stabil daripada bentuk gauche. Di pihak lain,
dalam kasus etilen glikol (1,2-etanadiol; digunakan secara luas sebagai cairan antibeku) bentuk
gauche lebih stabil daripada bentuk trans walaupun struktur molekulnya sangat mirip dengan 1,2dikhloroetana. Jelaskan.
Jawab: Dalam bentuk gauche etilen glikol ikatan hidrogen intramolekul akan terjadi dan
menstabilkan struktur. Ikatan semacam ini tidak ada dalam bentuk trans.
Bentuk gauche
bentuk trans
4.8 ikatan dalam diboran
Jelaskan ikatan dalam diboran.
Jawab: lihat teks halaman.
Selingan ---Senyawa dengan struktur yang menarik
Terdapat sejumlah senyawa organik dengan struktur menarik dan unik. Contoh yang
baik adalah kuban C8H8 dengan struktur yang hampir kubus. Walaupun banyak
teknik telah dicoba, molekul tetrahedral, tetrahedran C4H4, belum pernah disintesis.
Sudut ikatan ∠C-C-C terlalu berbeda dari sudut tetrahedral normal, dan mungkin
inilah alasan mengapa sintesisnya belum dapat dilakukan.
77
kuban
tetrahedran
demi kesederhanaan label atom dan ikatan C-H tidak digambarkan
Deret lain senyawa dengan struktur menarik dan aneh adalah katenan, cincin
molekul yang penuh teka-teki. Bagaimana dua cincin saling mengait walaupun tidak
ada ikatan antar keduanya. Bagaimana kimiawan dapat mensintesis senyawa
semacam ini? Sungguhh ini merupakan prestasi pakung gemilang yang dicapai kimia
organik sintetik.
Gambar skematik katenan
Sejak penemuannya di akhir abad 20, fuleren C60 telah menarik perhatian baik
kimiawan teoritis maupun praktis. Bolanya dibentuk oleh kombinasi heksagon dan
pentagon, dan sungguh sangat mirip dengan bola sepak. Menarik untuk dicatat
bahwa keberadaan fulerene telah diprediksikan jauh sebelumnya oleh kimiawan
Jepang Eiji Osawa.
padangan stereo fulleren
78